Eau et acide

Message par **Alexis** » 08 déc. 2003 6:48

hello!

Justement, un acide faible, par définition faiblement dissocié, va être beaucoup moins efficace.
Il faudra donc en mettre beaucoup et on se retrouvera avec une forte concentration de base conjuguée,

Pas forcément, ça dépend du (ou des) pKa et du pH souhaité, évidemment, si vous cultivez vos utriculaires à pH=2....

disons que le coefficiant de dissociation est réglé par le pka (et inversément)...

H2SO4 est aussi théoriquement un acide faible, et pourtantt, il est diablement efficace, non ?

disons qu'avec un pka de -8.3, soit 10^8.3 (+100 millions) de fois plus de la forme dissociée que de la forme non-dissociée, c'est acide est considéré comme "ultra-fort".
c'était l'acide recommandé par Adrian Slack, mais il n'est (était?) pas chimiste...

Sinon effectivement, l'acide oxalique aurait été un très bon choix, car c'est un acide moyen. Maintenant, peut-être est-il plus cher ou plus difficile à trouver.

Enfin, comme toi je suis plus partisan de la solution "bio" (tiens pour une fois!), avec de la tourbe et de la sphaigne...
ça permettra par la même occasion de créer un micro-faune qui nourrira les plantes.

car jusqu'ici personne n'y a pensé, si l'acide laisse quand même vivre la plante, qu'en est-il du reste du microsystème, c'est-à-dire des animalcules, des algues et "restes" dont ils se nourrissent etc.?

leopoldes · Message par **leopoldes** » 08 déc. 2003 13:04

Salut all,

Alexis a écrit :
disons que le coefficiant de dissociation est réglé par le pka (et inversément)...

disons qu'avec un pka de -8.3, soit 10^8.3 (+100 millions) de fois plus de la forme dissociée que de la forme non-dissociée, c'est acide est considéré comme "ultra-fort".
c'était l'acide recommandé par Adrian Slack, mais il n'est (était?) pas chimiste...

Sans vouloir me moquer Alexis, je constate que tu n'es pas plus chimiste que Slack! Les seuls acides ayant des pKa très négatifs ne sont pas stables dans l'eau, se sont des super acides bien plus méchants que HCl et H2SO4.

Lorsque Mauha parlait d'acides faibles il avait plutôt en tête des acides de pKa de l'ordre de 4à6, avec lesquels on peut espérer tamponer l'eau à des pH intéressants.
Il est vrai que trouver de l'acide oxalique chez le droguiste est assez délicat mais bon ses remarques ne sont pas pour autant stupides.
De l'eau "normale" abandonnée à l'air a un pH de l'ordre de 6. Une eau qui est au départ à pH supérieur à 7.5 a manifestement un problème! Est-ce donc vraiment utile de la traiter à l'acide en vue d'une utilisation future? Une eau calcaire traitée à l'acide aura toujours la même concentration en ion calcium, quelle soit à pH=9 ou pH=2!
L'acidification d'une eau n'est intéressante que pour ajuster(tamponer) un pH à une valeur désirée par exemple pour de l'utriculaire aquatique ou de l'aldrovanda, ajuster un pH de 6 à 5. Descendre le pH d'une eau de 8 à 5 n'a aucun intérêt car elle doit contenir des espèces ioniques et organiques néfastes pour nos plantes

car jusqu'ici personne n'y a pensé, si l'acide laisse quand même vivre la plante, qu'en est-il du reste du microsystème, c'est-à-dire des animalcules, des algues et "restes" dont ils se nourrissent etc.?

L'établissement d'un écosystème a l'avantage d'apporter une stabilité à un milieu, empêche notemment une croissance alguale exponentielle, un équilibre dans le ratio zooplancton-phytoplancton.

A+

Message par **Alexis** » 08 déc. 2003 17:42

Sans vouloir me moquer Alexis, je constate que tu n'es pas plus chimiste que Slack! Les seuls acides ayant des pKa négatifs ne sont pas stables dans l'eau, se sont des super acides bien plus méchants que HCl et H2SO4.

Par définition, un acide fort est un acide dont le pka est negatif.
en effet, le Ka est la concentration des ions dissous divisé par la Maisconcentration de l'acide sous forme non dissoute.

en l'occurence pour h2so4 dont je parlais:

Ka1=[H+] x [HSO4-] / [H2SO4]

dans ce cas, Ka1 >> 1, car il y a beaucoup plus d'ions H+ et HSO4- que de H2SO4.

donc, le pka1=-log(Ka1)<0, est donc négatif.

c'est la règle en vérité:

les acides forts sont "entièrement" dissociés, et on donc un Ka immense, d'où un pka négatif.

Lorsque Mauha parlait d'acides faibles il avait plutôt en tête des acides de pKa de l'ordre de 4à6, avec lesquels on peut espérer tamponer l'eau à des pH intéressants.

sans doute m'avais-tu mal compris, car je parlais d'acide fort, et en l'occurence de H2SO4.

Dans l'optique dans laquel j'était parti, le but était d'abaisser le pH.
Maintant, pour avoir un tampon à pH intéressant, genre en 5 et 7, mieux vaut bien sur utiliser un acide faire et tamponner le milieu.

Par contre, je me suis relu et quand je dis:

Posté le: 08 Déc 2003 1:11 Sujet du message:

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Bonjour,

Citation:
En effet, ce n'est pas parce qu'un acide est organique (contenant du carbone), qu'il est meilleur qu'un autre acide (lui aussi produit par la nature).

Ah bon ? Moi je croyait que ce qui est organique est bon pour la santé, contrairement à tout les horribles poisons inventés par ces (corniaud) de la tentaculaire et diabolique industrie chimique !!

Justement, un acide faible, par définition faiblement dissocié, va être beaucoup moins efficace.
Il faudra donc en mettre beaucoup et on se retrouvera avec une forte concentration de base conjuguée,

Je disais une grossière bêtises, pardonnez-moi ce moment d'égarement.

leopoldes · Message par **leopoldes** » 08 déc. 2003 17:58

Salut Alexis et all,

Alexis a écrit : Par définition, un acide fort est un acide dont le pka est negatif.
en effet, le Ka est la concentration des ions dissous divisé par la Maisconcentration de l'acide sous forme non dissoute.

en l'occurence pour h2so4 dont je parlais:

Ka1=[H+] x [HSO4-] / [H2SO4]

dans ce cas, Ka1 >> 1, car il y a beaucoup plus d'ions H+ et HSO4- que de H2SO4.

donc, le pka1=-log(Ka1)<0, est donc négatif.

Ta démonstration est tout à fait correcte Alexis mais parler de constante d'acidité d'un acide fort dans l'eau n'a pas beaucoup de sens! On considère qu'une mole d'acide fort dans l'eau libère une mole de protons acides.
Dans l'eau du HNO3 ou du H2SO4 ou du HCl ont le même degré d'acidité. Après il est vrai que dans un autre solvant ce n'est pas tout à fait la même chose.

A+

leopoldes · Message par **leopoldes** » 08 déc. 2003 18:16

Salut Alexis et Mauha

Alexis: disons que le coefficiant de dissociation est réglé par le pka (et inversément)...

En théorie oui et uniquement dans l'eau pure. Dans une eau réelle, il faut tenir compte de la force ionique qui modifie sensiblement la dissociation d'un acide faible.

Mauha: H2SO4 est aussi théoriquement un acide faible, et pourtantt, il est diablement efficace, non ?

La première acidité de H2SO4 est forte par contre la seconde est faible, de l'ordre de 1.5 il me semble!

Les seuls acides ayant des pKa négatifs ne sont pas stables dans l'eau, se sont super acides bien plus méchants que HCl et H2SO4.

Vous aurez tous remarqués que je dis une connerie!

A+

Message par **Alexis** » 08 déc. 2003 18:18

On considère qu'une mole d'acide fort dans l'eau libère une mole de protons acides.
Dans l'eau du HNO3 ou du H2SO4 ou du HCl ont le même degré d'acidité. Après il est vrai que dans un autre solvant ce n'est pas tout à fait la même chose.

Si on tient compte tes simplifications usuelles de calcul, avec pH=-log(Ca), je suis d'accord avec toi.

En ce qui concerne le solvant, c'est clair. Peut-être cela va-t-il précipiter etc.

Sinon, Shrek, désolé d'avoir dévié à ce point du sujet, mais j'ai repensé à ton problème et devoir abaisser le pH est un problème très courant en aquariophilie (discipline que je ne pratique pas... un proverbe italien dit "qui sait, fait, qui ne sait pas, enseigne"

), mais je m'étais renseigné et il existe plein de produits pour abaisser le pH, sans doute beaucoup moins dangereux, tant pour les plantes que pour toi...

Regarde quand même la composition!

Message par **Alexis** » 08 déc. 2003 20:36

La première acidité de H2SO4 est forte par contre la seconde est faible, de l'ordre de 1.5 il me semble!

1.98

On peut le considérer comme un acide moyen.

[H+] se calcul par la formule suivante:

x^2+Ka*x-Ka*Ca=0 où x est la concentration des ions H+ et Ca la concentration de l'acide.

leopoldes · Message par **leopoldes** » 09 déc. 2003 13:06

Salut Alexis,

[H+] se calcul par la formule suivante:

x^2+Ka*x-Ka*Ca=0 où x est la concentration des ions H+ et Ca la concentration de l'acide.

Tu te compliques la vie avec cette formule. Bienque la seconde acidité soit faible elle est sufisament forte pour considérer que l'acide sera fortement dissocié, dans ce cas pH=-log(Ca). En résumé bien que H2SO4 ne soit pas un diacide fort on peut l'assimiler comme tel avec la formule simplificatrice pH=-log(2*Ca°(H2SO4)). Rappel: l'acide sulfurique du commerce est à 4à8M, donc très concentré!

Enfin bon je crois que notre propos n'intéresse pas beaucoup de monde sur ce forum. Pratiquement quelqu'un souhaitant acidifier son eau le fera par tatonement avec une sonde pHmétrique ou du papier pH à la main. Même si mathématiquement on arrive à déterminer le pH en fin de réaction, dans la réalité on se trouve en face d'une eau dont les caractéristiques font quelle ne se comporte pas comme de l'eau pure!

A+

Message par **vercingetorix** » 09 déc. 2003 13:38

tres serieusement vous aimez bien vous prendre la tete parce que les pb de ph c'est a ce que je me souvient un peu casse bonbon a faire (j'ai arreté il y a 4 années j'aimais bie la chimies j'etais meme bon)

par contre ce qui est bien c'est que ca me rappel plein de truc ce que vous dites
merci

Message par **rafa** » 09 déc. 2003 14:52

Une question d'un mathematicien qu'aimait la chimie mais qu'a tout oublie:

On peut pas faire descendre le pH avec du CO2 ?

Si oui, alors on pourrait peut etre se mettre a soufler avec une paille dans l'eau pour l'acidifier

.

Rafael
P.S. j'essais juste de faire la concurrence a Alexis et Vercin en nombre de postes.